Leerdoelen Deeltoets 1
H2. Atomen en moleculen
De opbouw van atomen beschrijven en begrippen als atoom massa en atoomnummer
benoemen
Atomen bestaan uit:
• Protonen (positief geladen deeltje)
• Neutronen (neutraal deeltje)
• Elektronen (negatief geladen deeltje)
De protonen en neutronen vormen de atoomkern. De elektronen zitten in een ‘wolk’ om
de kern.
Massagetal: protonen + neutronen. Elk neutron en proton heeft een massa van 1 Dalton.
De massa van elektronen is verwaarloosbaar
Atoomnummer: aantal protonen. Atomen met een gelijk atoomnummer behoren tot
hetzelfde element en hebben dezelfde chemische eigenschappen
Weten wat het verschil is tussen twee isotopen van een element
Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal protonen, maar een verschillend aantal
neutronen. Ze verschillen alleen in massa, niet in chemische eigenschappen.
De meeste isotopen zijn stabiel. Instabiele isotopen heten radioactieve isotopen. Deze
zullen na verloop van tijd vervallen. De vervalsnelheid wordt uitgedrukt in de
halfwaardetijd. Dit is de tijd waarin 50% van de ouderisotoop vervallen is.
Bepalen welke type binding mogelijk is uit de verdeling van elektronen in schillen
Valentie elektronen zijn de elektronen in de buitenste elektronenschil. De buitenste
schil wordt de valentieschil genoemd. Atomen proberen hun buitenste schil vol te
, krijgen. Dit kunnen ze doen door elektronenparen te delen (covalente binding) of door
het overdragen van elektronen (ionbinding).
Onderscheid maken tussen de verschillende type bindingen (covalente & non-covalente
bindingen)
Molecuul: twee of meer atomen gebonden door covalente bindingen.
Soorten bindingen:
• Covalente binding: een interactie tussen atomen waarbij zij elektronenparen
gaan delen. Elektronen worden niet altijd eerlijk gedeeld, dit is afhankelijk van de
elektronegativiteit van het atoom. Hierdoor zijn er twee soorten covalente
bindingen:
▪ Niet-polaire covalente binding: de elektronen worden gelijk verdeeld.
Het verschil van elektronegativiteit is minder dan 0,5.
▪ Polaire covalente binding: de elektronen zitten dichter bij een van de
atomen. Het verschil van elektronegativiteit ligt tussen de 0,5 – 1,6. Dit
zorgt voor partiële ladingen in het molecuul: er komt een positieve kant
en een negatieve kant.
• Ionbinding: atomen nemen elektronen geheel over van hun bindend
partneratoom. Na de overdracht zijn beide atomen geladen (= ion). Een positief
ion heet een kation. Een negatief ion heet een anion.
• Waterstofbruggen: een waterstofatoom wordt covalent gekoppeld aan een sterk
elektronegatief atoom en wordt aangetrokken tot een ander elektronegatief
atoom.
, • Van der Waals krachten: door toeval worden elektronen niet gelijkmatig
verdeeld over een molecuul, daardoor zijn er aantrekkingskrachten tussen
moleculen die erg dicht bij elkaar zijn.
Met het begrip elektronen-negativiteit bepalen of er sprake is van een polaire of apolaire
covalente binding
De elektronegativiteit kan worden bepaald door het volgende stappenplan:
1. Zoek de waardes van beide atomen op in onderstaan schema
2. Bereken het verschil tussen de waardes
3. Als het verschil kleiner dan 0,5 is, is het een apolaire binding.
Als het verschil tussen de 0,5 en 1,6 ligt, is het een polaire binding
Algemeen onderscheid maken tussen de sterkte van de verschillende soorten bindingen
De volgorde van sterkte van de verschillende soorten binden, van sterk naar zwak:
1. Covalente binding
2. Ionbinding
3. Waterstofbrug
4. Van der Waals krachten
Belangrijk is ook dan covalente en ionbindingen worden gezien als sterke bindingen,
terwijl waterstofbruggen en Van der Waals krachten worden gezien als redelijk zwakke
bindingen.
De elektronen in schil 1 en 2 verdelen over de verschillende orbitalen
Orbitaal: een driedimensionale plek waar een elektron zich 90% van de tijd bevindt.
, Elektronen in schil 1 bevinden zich in een spherical (s) orbitaal die ook wel 1s heet. De
tweede schil heeft een groter s orbitaal, 2s, en drie halter-vormige (p) orbitalen die 2p
heten.
Figure 2.8 uit het boek
H3. De chemie van water
De vier belangrijke eigenschappen van water uitleggen
De vier belangrijkste eigenschappen van water zijn:
• Cohesie: door waterstofbruggen blijven watermoleculen bij elkaar. Door de
cohesie van watermoleculen heeft water oppervlaktespanning (surface
tension) wat ervoor zorgt dat sommige insecten op water kunnen lopen
• Specifieke warmte: water kan grote hoeveelheden energie absorberen, omdat
het een hoge specifieke warmte heeft. Dit komt door de waterstofbruggen. Door
hitte te absorberen worden de H-bruggen gebroken, maar dit kost wel ‘veel’
energie. 1 calorie is de energie die nodig is om 1 gram water 1 graad op te warmen.
• Uitzetting bij bevriezing: in ijs vormt water een kristalstructuur, waardoor het
uitzet. De waterstofbruggen worden niet meer verbroken. IJs drijft op water omdat
de dichtheid van ijs is lager dan dat van water.
• Oplosmiddel: water is een uitstekend oplosmiddel vanwege het polaire karakter
van water. Het lost goed ionen en polaire moleculen op. Een hydrofiele stof heeft
een affiniteit voor water. Een hydrofobe stof heeft geen affiniteit voor water
Bekend zijn met pH, zuren, basen en buffers, en kunnen de meest belangrijke buffer in het
bloed aangeven
De concentratie van H+ wordt weergegeven in de pH schaal (zuurgraad). Hiervoor gebruik
je de volgende formule: pH = -log [H+]. In neutrale condities is er evenveel H+ en OH-
aanwezig in een oplossing (beide 10-7 M), de pH is dan 7. Een zure oplossing heeft een lage
pH (0 tot 7). Een basische oplossing heeft een hoge pH (7 tot 14).
H2. Atomen en moleculen
De opbouw van atomen beschrijven en begrippen als atoom massa en atoomnummer
benoemen
Atomen bestaan uit:
• Protonen (positief geladen deeltje)
• Neutronen (neutraal deeltje)
• Elektronen (negatief geladen deeltje)
De protonen en neutronen vormen de atoomkern. De elektronen zitten in een ‘wolk’ om
de kern.
Massagetal: protonen + neutronen. Elk neutron en proton heeft een massa van 1 Dalton.
De massa van elektronen is verwaarloosbaar
Atoomnummer: aantal protonen. Atomen met een gelijk atoomnummer behoren tot
hetzelfde element en hebben dezelfde chemische eigenschappen
Weten wat het verschil is tussen twee isotopen van een element
Isotopen zijn atomen met hetzelfde aantal protonen, maar een verschillend aantal
neutronen. Ze verschillen alleen in massa, niet in chemische eigenschappen.
De meeste isotopen zijn stabiel. Instabiele isotopen heten radioactieve isotopen. Deze
zullen na verloop van tijd vervallen. De vervalsnelheid wordt uitgedrukt in de
halfwaardetijd. Dit is de tijd waarin 50% van de ouderisotoop vervallen is.
Bepalen welke type binding mogelijk is uit de verdeling van elektronen in schillen
Valentie elektronen zijn de elektronen in de buitenste elektronenschil. De buitenste
schil wordt de valentieschil genoemd. Atomen proberen hun buitenste schil vol te
, krijgen. Dit kunnen ze doen door elektronenparen te delen (covalente binding) of door
het overdragen van elektronen (ionbinding).
Onderscheid maken tussen de verschillende type bindingen (covalente & non-covalente
bindingen)
Molecuul: twee of meer atomen gebonden door covalente bindingen.
Soorten bindingen:
• Covalente binding: een interactie tussen atomen waarbij zij elektronenparen
gaan delen. Elektronen worden niet altijd eerlijk gedeeld, dit is afhankelijk van de
elektronegativiteit van het atoom. Hierdoor zijn er twee soorten covalente
bindingen:
▪ Niet-polaire covalente binding: de elektronen worden gelijk verdeeld.
Het verschil van elektronegativiteit is minder dan 0,5.
▪ Polaire covalente binding: de elektronen zitten dichter bij een van de
atomen. Het verschil van elektronegativiteit ligt tussen de 0,5 – 1,6. Dit
zorgt voor partiële ladingen in het molecuul: er komt een positieve kant
en een negatieve kant.
• Ionbinding: atomen nemen elektronen geheel over van hun bindend
partneratoom. Na de overdracht zijn beide atomen geladen (= ion). Een positief
ion heet een kation. Een negatief ion heet een anion.
• Waterstofbruggen: een waterstofatoom wordt covalent gekoppeld aan een sterk
elektronegatief atoom en wordt aangetrokken tot een ander elektronegatief
atoom.
, • Van der Waals krachten: door toeval worden elektronen niet gelijkmatig
verdeeld over een molecuul, daardoor zijn er aantrekkingskrachten tussen
moleculen die erg dicht bij elkaar zijn.
Met het begrip elektronen-negativiteit bepalen of er sprake is van een polaire of apolaire
covalente binding
De elektronegativiteit kan worden bepaald door het volgende stappenplan:
1. Zoek de waardes van beide atomen op in onderstaan schema
2. Bereken het verschil tussen de waardes
3. Als het verschil kleiner dan 0,5 is, is het een apolaire binding.
Als het verschil tussen de 0,5 en 1,6 ligt, is het een polaire binding
Algemeen onderscheid maken tussen de sterkte van de verschillende soorten bindingen
De volgorde van sterkte van de verschillende soorten binden, van sterk naar zwak:
1. Covalente binding
2. Ionbinding
3. Waterstofbrug
4. Van der Waals krachten
Belangrijk is ook dan covalente en ionbindingen worden gezien als sterke bindingen,
terwijl waterstofbruggen en Van der Waals krachten worden gezien als redelijk zwakke
bindingen.
De elektronen in schil 1 en 2 verdelen over de verschillende orbitalen
Orbitaal: een driedimensionale plek waar een elektron zich 90% van de tijd bevindt.
, Elektronen in schil 1 bevinden zich in een spherical (s) orbitaal die ook wel 1s heet. De
tweede schil heeft een groter s orbitaal, 2s, en drie halter-vormige (p) orbitalen die 2p
heten.
Figure 2.8 uit het boek
H3. De chemie van water
De vier belangrijke eigenschappen van water uitleggen
De vier belangrijkste eigenschappen van water zijn:
• Cohesie: door waterstofbruggen blijven watermoleculen bij elkaar. Door de
cohesie van watermoleculen heeft water oppervlaktespanning (surface
tension) wat ervoor zorgt dat sommige insecten op water kunnen lopen
• Specifieke warmte: water kan grote hoeveelheden energie absorberen, omdat
het een hoge specifieke warmte heeft. Dit komt door de waterstofbruggen. Door
hitte te absorberen worden de H-bruggen gebroken, maar dit kost wel ‘veel’
energie. 1 calorie is de energie die nodig is om 1 gram water 1 graad op te warmen.
• Uitzetting bij bevriezing: in ijs vormt water een kristalstructuur, waardoor het
uitzet. De waterstofbruggen worden niet meer verbroken. IJs drijft op water omdat
de dichtheid van ijs is lager dan dat van water.
• Oplosmiddel: water is een uitstekend oplosmiddel vanwege het polaire karakter
van water. Het lost goed ionen en polaire moleculen op. Een hydrofiele stof heeft
een affiniteit voor water. Een hydrofobe stof heeft geen affiniteit voor water
Bekend zijn met pH, zuren, basen en buffers, en kunnen de meest belangrijke buffer in het
bloed aangeven
De concentratie van H+ wordt weergegeven in de pH schaal (zuurgraad). Hiervoor gebruik
je de volgende formule: pH = -log [H+]. In neutrale condities is er evenveel H+ en OH-
aanwezig in een oplossing (beide 10-7 M), de pH is dan 7. Een zure oplossing heeft een lage
pH (0 tot 7). Een basische oplossing heeft een hoge pH (7 tot 14).
